SOLUCIONES

CONCEPTO: Es una mezcla homogénea que puede ser sólida

(Bronce Cu y Sn), gaseosa (Aire: 02 y N2), siendo las mas comunes

las soluciones liquidas.

Dispersiones Tamaño de part. Dispersa Visibles al

Suspensión > 103 nm Microscopio(mezcla heterogénea) simple o lupa

Coloide

(mezcla microheterogénea) 1 nm< < 103 nm Microscopio

Compuesto

1

Solución

(mezcla homogénea) < 1 nm No son Visibles

Ejemplo:

Suspensión --------> Arena y H2OLeche de MagnesiaJarabes en suspensión

Coloides --------> Mayonesa (emulsión)Pintura (sol)Gelatina (geles)

Solución --------> Azúcar disuelto en H2O

En las soluciones liquidas hay:

Soluto: Sustancia que se disuelve, se encuentra en menor masa.

Solvente: Permite disolver el soluto, se encuentra en mayor

masa.2

Solo se disuelve una sustancia polar con otra polar y lo

mismo ocurre con apolares.

En toda solución acuosa el H2O siempre es solvente

CLASIFICACIÓN DE SOLUCIONES:

A. De acuerdo al numero de componentes

Solución binaria: 1 sto y 1 ste

Solución ternaria: 2sto y 1 ste

* Puede haber varios solutos y siempre 1 solvente

B. De acuerdo a la conductividad eléctrica

B.1 Solución iónica o electrolítica

Es aquella en la cual el soluto se disocia en iones (+) y (-) y luego

cada uno de estos iones se solvatan en agua. Es decir:

3

1.- Proceso de disociación Iónica:

4

2.- Proceso de Solvatación Iónica

Caso de electrolitos débiles, es el caso de sustancias que se

disocian en una concentración pequeña de sus iones, por ello hay

una baja conductividad.

Ejemplo: Ácido acético CH3COOH (ac), NH3(ac),Ácido cítrico etc.

5

B.2 Solución molecular o No - electrolítica

Es aquella en la cual el soluto no se disocia en iones y solo se

producen solvatación molecular. Éstas soluciones no conducen

electricidad

Ejemplo:

Alcohol en H2O

Glucosa en H2O

C6H14 en Ccl4

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SOLUBILIDAD (s)

Es la máxima masa que se disuelve de un sólido o líquido en 100g

de H2O y a una temperatura definida.

Es una propiedad Intensiva.

En el caso de un soluto gaseoso, la solubilidad depende de la

Presión y Temperatura.

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Curvas de Solubilidad

La mayoría de sólidos y líquidos son más solubles en agua a

temperaturas altas (soluciones endotérmicas).

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Algunos sólidos Ce2 (SO4)3 y todos los gases son menos

solubles a temperaturas altas (soluciones exotérmicas).

EFECTO DE LA PRESIÓN PARA GASES Según los experimentos de Henry (Ley de Henry), la solubilidad

aumenta en forma directamente proporcional con la presión

absoluta del gas, cuando la Temperatura es constante.

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SOLUCION SATURADA: Es aquella que contiene al soluto en su

punto de solubilidad.

Ej: Solución de KNO3 a 20° C de concentración

SOLUCION SOBRESATURADA: Es aquella que contiene un poco

mas de soluto respecto a la solución saturada a una temperatura

definida

10

Ej: Solución de KNO3 a 20° C de concentración

Ejercicio 1: Se disuelve en caliente 300 g de cloruro de amonio en

500 g de H2O, luego se enfría hasta 20°C. ¿Qué masa de NH4Cl

cristaliza si su solubilidad a 20°C es 50g/100g de H2O?

11

A 20°C la solución esta saturada:

50 g sal ------------> 100 g de H2O

n ------------> 500 g de H2O

Msal disuelta = 250g de sal

Msal cristaliza = 50g de sal

Ejercicio 2: ¿Qué masa de KclO4 precipitará, si partimos de 70g de

una solución saturada de KclO4 a 70°C y luego se enfría hasta 30° C?

Solubilidad de KClO4 a 70°C =30,2 g/100 g H2O

Solubilidad de KClO4 a 30°C =10,1 g/100 g H2O

Solución:

1. A 70°C (inicial)

30,2 g sal ------------> 130,2 g solución

12

? ------------> 70 g solución

Msal disuelta = 16,24 g y m H2O = 53,76 g

2. A 30°C (final)

10,1 g sal ------------> 100 g H2O

? ------------> 53,76 g H2O

Msal disuelta = 5,43

Msal cristalizada = 16,24 – 5,43 = 10,81 gr

UNIDADES DE CONCENTRACIÓN

Concentración : Cantidad de soluto Cantidad de solución

% en masa de soluto:

% vol de solución:13

Fracción Molar del Soluto X sto =

En una solución binaria: Xsto + Xste = 1

Partes por Millón (ppm)

Para un soluto en una solución acuosa

Para un soluto en una solución gaseosa

14

* Se utiliza para analizar soluciones muy diluidas.

Ejemplo 1: Pb, As, Hg en agua de rió.

Ejemplo 2: Pb(s), en el aire contaminado.

Ejemplo 3: Una muestra de agua presenta 200 ppm de CaCO3. ¿Cuál

es la masa en gramos de Ca presentes en 50 litros de agua?

50 l de H2O x 200 mg CaCO3 x 40 mg Ca x 1g Ca

1 L de H2O 100 mg de CaCO3 103 mg de Ca

= 4 g de Ca

Molaridad (M) =

15

Normalidad (N) =

Molalidad (m) =

Relaciones Importantes:

M =

OPERACIONES CON SOLUCIONES

I. DILUCIÓN

16

Consiste en rebajar la concentración de una solución

adicionando mas solvente.

VII = VI + VH2O

CII < CI

La cantidad de soluto es constante:

CIVI = CIIVII

Molaridad

Normalidad

II. MEZCLA DE DOS SOLUCIONES

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Consiste en mezclar 2 soluciones del mismo soluto pero de diferentes concentraciones

CI < CIII <CII

Sol diluida Si CI <CII

VIII = VI + VII

Las cantidades de soluto se suman.

n sto I + n sto II = n sto III

MI VI + MII VII = MIII VIII

18

NI VI + NII VII = NIII VIII

III. TITULACION DE ACIDO – BASE

Consiste en determinar las concentraciones de una solución

mediante la adición de otra solución de concentración

conocida (solución estándar), el punto final del proceso, lo

marca el viraje o cambio de color de un indicador.

Pto. FinalIncoloro ---> rojo grosella

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Base (ac) Concentración conocida

Vi

Vf

Concentración desconocida

Ácido (ac)

20

Cálculos por Ley de Equivalente

Neq ácido = Neq base

Nácido Vacido = Nbase Vbase

INDICADORES ÁCIDO BASE ANFÓTERO

Fenoftaleina Incoloro Rojo grosella Incoloro

Papel tornasol Rojo Azul Violeta

Anaranjado de Metilo Rojo Amarillo Anaranjado

Problema 1: Una muestra de un terreno agrícola afectado por lluvia

acida tiene una masa total de ácidos. HNO3 y H2SO4 de 16,1 g al

cual se le adiciono 3,02 litros de NaOH 0,1 N, el exceso de base fue

titulado con 20 ml de HCl 0,1 N. ¿Cuál es la composición en masa

de la mezcla de acidos?.

21

Solución:

En la titulación del exceso de base

= (0,1 N) (0,02 L)

= 0,002

En 1° reacción

Problema1: El límite permisible de NH3 en el aire es 50 ppm. La

densidad del NH3 a temperatura ambiental es 0,771 g/L. Una

muestra de aire de una fábrica se hizo pasara por una solución que

contenía 100 mL de HCL 0,0105 M según la reacción

22

NH3 (ac) + HCl (ac) -------> NH4 Cl (ac)

Después de extraer al aire a través de una solución durante 10 min

a razón de 10 L/min. Se titulo el ácido y el gasto de NaOH 0,0588 M

fue 13,1 mL para neutralizar el ácido restante.

a) Cuantos gramos de NH3 se introdujeron en la solución del ácido.

b) Cuantas ppm de NH3 había en el aire.

c) Se cumplen las normas internacionales.

Solución:

a) En la titulación del exceso de HCl

= (0,0588 N) ( 0,0131 L)

= 0,00077

En la primera reacción:23

= 0,00077

= 0,00028

Se cumple:

N° de moles de HCl = 0,00028

Por estequiometria:

N° moles NH3 = 0,00028

m = 0,00028 x 17 = 0,00476 g

b)

24

c) Como 61,74 ppm > 50 ppm

No se cumplen normas internacionales

PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS SOLUCIONES

I.ASCENSO EN EL PUNTO DE EBULLICIÓN

En general, la interacción soluto-solvente disminuye la volatilidad

del solvente (H2O) por lo cual el punto de ebullición de la

solución aumenta con respecto al correspondiente al solvente

puro.

25

TB = Kb x molalidad

TB = ascenso en el punto de ebullición

(Tb solución - Tb H2O)

Kb = Cte de Ebullición

II. DESCENSO EN EL PUNTO DE FUSION

En general, la interacción soluto-solvente, hace más difícil la

solidificación del solvente, por lo cual el punto de fusión de la

solución disminuye respecto al correspondiente al solvente puro.

TF = Kf molalidad

TF = Tf solvente - Tf solución

Kf = Cte de fusión del solvente 26

Disolvente Tb (°C) Kb () Tf (°c) Kf ()

Agua H2O 100 0,52 0 1,86

Benceno C6H6 80,1 2,53 5,5 5,32

Etanol C2H5OH 78,4 1,22 -114,6 1,99

Tetracloruro de Carbono CCl4 76,8 5,02 -22,3 29,8

Cloroformo CHCl3 61,2 3,63 -63,5 4,68

Ejemplo 1: Para una solución acuosa de glicerina C3H8O3 a 20°C

cuya fracción molar es 0,2.

Determine:

a) El punto de ebullición y el punto de congelación de la solución a

presión normal.

Solución:

27

El ascenso en el punto de ebullición

El ascenso en el punto de fusión

ABATIMIENTO EN LA PRESION DE VAPOR DE UNA SOLUCION

28

Debido a la interacción del soluto-solvente las moléculas del

solvente disponibles para la evaporación disminuye y la presión de

vapor de una solución es menor que la correspondiente al solvente

puro.

SEGÚN LEY DE RAOULT, para un soluto sólido no – volátil

X ste = Fracción molar del solvente

presión de vapor saturado a una T°C

CASO DE UN SISTEMA BINARIO

Es el caso de 2 líquidos volátiles que presentan una composición

en la fase líquida (mezcla inicial) y una composición diferente en la

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Liq A

Liq B

YA = Fracción Molar de A

YB = Fracción Molar de BYA = Fracción Molar de A

YB = Fracción Molar de B

Fase Liquida

Fase Vapor

fase vapor donde se cumplirán las propiedades de mezcla gaseosa

(Solución Ideal)

Para hallar la presión de vapor de la solución, se aplica la LEY DE DALTON

Pv solución = Pvapor A + Pvapor B

Para cada componente, por Ley de Raoult

P vapor A = Xste A ; P vapor B = X B

Además la composición en la fase vapor es:

30

% molar de A = YA x 100

% molar de B = YB x 100Para la composición en masa de la fase vapor se toma 100 moles

Problema 1 Sólido no Volátil

Del problema anterior, solución acuosa de glicerina a 20°C con

fracción molar de soluto igual a 0,2

Hallar la presión de vapor de la solución Solución:

31

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